Applications de l'électrolyse

Électrolyse de l'eau

L'eau pure ne conduit pas le courant : on ajoute un électrolyte (soude, acide sulfurique) pour permettre le passage du courant.

• Cathode : $2\,\text{H}_2\text{O}(\ell) + 2\,e^- \to \text{H}_2(g) + 2\,\text{OH}^-(aq)$
• Anode : $2\,\text{H}_2\text{O}(\ell) \to \text{O}_2(g) + 4\,\text{H}^+(aq) + 4\,e^-$
• Bilan : $2\,\text{H}_2\text{O}(\ell) \to 2\,\text{H}_2(g) + \text{O}_2(g)$

Le dihydrogène produit peut alimenter une pile à combustible (cycle hydrogène).

Applications industrielles

Production d'aluminium

L'aluminium est produit par électrolyse de l'alumine $\text{Al}_2\text{O}_3$ fondue (procédé Hall-Héroult, > 950 °C) :

$$2\,\text{Al}_2\text{O}_3 \to 4\,\text{Al} + 3\,\text{O}_2$$

Cette industrie est très énergivore : environ 15 kWh par kg d'aluminium.

Production de chlore et de soude

L'électrolyse du chlorure de sodium (saumure) produit :
- Du dichlore $\text{Cl}_2$ (à l'anode)
- De la soude $\text{NaOH}$ (à la cathode)
- Du dihydrogène $$n = \frac{Q}{z \cdot F} = \frac{I \cdot t}{z \cdot F}$$0 (à la cathode)

Lois de Faraday

La quantité de matière déposée ou dégagée lors d'une électrolyse est proportionnelle à la charge électrique $$n = \frac{Q}{z \cdot F} = \frac{I \cdot t}{z \cdot F}$$1 qui a traversé le circuit :

$$n = \frac{Q}{z \cdot F} = \frac{I \cdot t}{z \cdot F}$$

où :
- $$n = \frac{Q}{z \cdot F} = \frac{I \cdot t}{z \cdot F}$$2 : quantité de matière transformée (mol)
- $$n = \frac{Q}{z \cdot F} = \frac{I \cdot t}{z \cdot F}$$3 : intensité du courant (A)
- $$n = \frac{Q}{z \cdot F} = \frac{I \cdot t}{z \cdot F}$$4 : durée de l'électrolyse (s)
- $$n = \frac{Q}{z \cdot F} = \frac{I \cdot t}{z \cdot F}$$5 : nombre d'électrons échangés dans la demi-réaction
- $$n = \frac{Q}{z \cdot F} = \frac{I \cdot t}{z \cdot F}$$6 : constante de Faraday ($$n = \frac{Q}{z \cdot F} = \frac{I \cdot t}{z \cdot F}$$7 C·mol⁻¹)

Exemple de calcul

Pour déposer du cuivre : $$n = \frac{Q}{z \cdot F} = \frac{I \cdot t}{z \cdot F}$$8 ($$n = \frac{Q}{z \cdot F} = \frac{I \cdot t}{z \cdot F}$$9).

Avec $$n(\text{Cu}) = \frac{5{,}0 \times 3600}{2 \times 96\,485} \approx 0{,}093 \text{ mol}$$0 A pendant $$n(\text{Cu}) = \frac{5{,}0 \times 3600}{2 \times 96\,485} \approx 0{,}093 \text{ mol}$$1 h ($$n(\text{Cu}) = \frac{5{,}0 \times 3600}{2 \times 96\,485} \approx 0{,}093 \text{ mol}$$2 s) :

$$n(\text{Cu}) = \frac{5{,}0 \times 3600}{2 \times 96\,485} \approx 0{,}093 \text{ mol}$$

Masse déposée : $$n(\text{Cu}) = \frac{5{,}0 \times 3600}{2 \times 96\,485} \approx 0{,}093 \text{ mol}$$3 g.

Rendement faradique

En pratique, la totalité du courant ne sert pas à la réaction souhaitée (réactions parasites, échauffement). Le rendement faradique $$n(\text{Cu}) = \frac{5{,}0 \times 3600}{2 \times 96\,485} \approx 0{,}093 \text{ mol}$$4 mesure l'efficacité :

$$\eta = \frac{n_{\text{réel}}}{n_{\text{théorique}}} \times 100$$

Accumulateurs

Un accumulateur (batterie rechargeable) fonctionne en deux modes :
- Décharge : comme une pile (réaction spontanée, $$n(\text{Cu}) = \frac{5{,}0 \times 3600}{2 \times 96\,485} \approx 0{,}093 \text{ mol}$$5) → fournit du courant.
- Charge : comme une électrolyse (réaction forcée, $$n(\text{Cu}) = \frac{5{,}0 \times 3600}{2 \times 96\,485} \approx 0{,}093 \text{ mol}$$6) → le générateur force la réaction inverse pour régénérer les réactifs.

Exemple : accumulateur au plomb, accumulateur lithium-ion.